デイヴィスの方程式

デイビス方程式は、25 °Cで比較的高い濃度の電解質溶液の活量係数を計算するために使用できるデバイ・ヒュッケル理論の経験的拡張です。この方程式は、もともと 1938 年に発表され^{[ 1 ]}、実験データに適合させることで改良されました。この方程式の最終形式は、イオン強度Iの関数として、電荷z ₁とz ₂を持つイオンに解離する電解質の平均モル活量係数f _{± を}与えます。 

${\displaystyle -\log f_{\pm }=0.5z_{1}z_{2}\left({\frac {\sqrt {I}}{1+{\sqrt {I}}}}-0.30I\right).}$

第2項の0.30 Iは、イオン強度がゼロに近づくにつれてゼロになるため、低濃度ではこの式はデバイ・ヒュッケル式に帰着します。しかし、濃度が増加するにつれて第2項の重要性が増すため、デバイ・ヒュッケル式が適用できないほど高濃度の溶液にはデイビス式を使用できます。1:1電解質の場合、測定値とこの式で計算した値の差は、0.1 M溶液の値の約2%です。より高い電荷を持つイオンに解離する電解質の場合、計算精度は低下します。Mg ²⁺などのイオン対 の形成など、イオン間に会合が生じると、さらに誤差が生じます。SO ²⁻ ₄。

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